Numero De Avogadro 1b1w37

NUMERO DE AVOGADRO Hipótesis de Avogadro: La hipótesis de Avogadro explicaba algún hecho aparentemente inexplicable a principios del siglo XIX, especialmente en las reacciones de gases; por ejemplo, que dos volúmenes de hidrógeno se combinen con un volumen de oxígeno para dar (sólo) dos volúmenes de vapor de agua. De la hipótesis de Avogadro se desprende la definición de molécula, “como el agregado más pequeño de átomos, iguales o diferentes, capaces de existir independientemente y poseer las propiedades de la sustancia que se encuentra constituida por un conjunto de moléculas“. En esta definición está recogida la realidad de que los átomos individuales no existen y que incluso los elementos químicos existen como moléculas en fase gas. Analizando los resultados experimentales conocidos en la época a la luz de la hipótesis de Avogadro hubiese llevado a la conclusión de que los elementos químicos gaseosos (o fácilmente vaporizables) conocidos en la época eran moléculas diatómicas (H2 para el hidrógeno, N2 para el nitrógeno, O2 para el oxígeno, Cl2 para el cloro, Br2 para el bromo y I2 para el yodo). La excepción son los gases nobles, pero no se conocían en la época.

NUMERO DE AVOGADRO Definiciones anteriores de cantidad química involucraron el número de Avogadro, un término histórico íntimamente relacionado a la constante de Avogadro pero definida de otra forma: inicialmente definido por Jean Baptiste Perrin como el número de átomos en un mol de hidrógeno. Luego fue redefinido como el número de átomos en 12 gramos del isótopo carbono-12 y posteriormente generalizado para relacionar cantidades de sustancias a sus pesos moleculares.5​ Por ejemplo, de forma aproximada, 1 gramo de hidrógeno, que tiene un número másico de 1, contiene 6,022 × 1023 átomos de hidrógeno, es decir, más de seiscientos mil trillones de átomos. De igual manera, 12 gramos de carbono-12 (número másico 12) contienen el mismo número de átomos, 6,02214 × 1023. El número de Avogadro es una magnitud adimensional y tiene el valor numérico de la constante de Avogadro, que posee unidades de medida.

Conceptos Importantes Para Cuantificar la Materia (Elementos y Compuestos)

• Con instrumentación moderna, se ha podido medir la masa promedio de un átomo. • Ejemplo: 1 átomo de Mg = 4.037 x 10-23 g Mg

• Para simplificar el cálculo, se establece que el número de masa (no. de protones + no. de neutrones) es igual a la masa atómica en gramos. • Ejemplo: Mg el número de masa = 24.31g Mg

• ¿Cuántos átomos hay de Mg en 24.31g Mg? 24.31g Mg x 1 átomo Mg = 6.022 x 1023 átomos Mg 4.037 x 10-23 g Mg

CONCEPTO DE MOL • Concepto de MOL aplicado a elementos • El número de átomos en 1 mol de cualquier elemento se llama el número de Avogadro y es igual a 6.022x1023. • 1 mol de cualquier elemento es una muestra del elemento con una masa en gramos igual a la masa atómica de ese elemento.

• Ejemplos • 1 mol Na = 22.99 g Na = 6.022x1023 átomos Na • 1 mol Ca = 40.08 g Ca = 6.022x1023 átomos Ca • 1 mol S = 32.07 g S = 6.022x1023 átomos S

CONCEPTO DE MOL • Concepto de MOL aplicado a compuestos • El número de moléculas en 1 mol de cualquier compuesto se llama el número de Avogadro y es igual a 6.022x1023. • 1 mol de cualquier compuesto es una muestra del compuesto con una masa en gramos igual a la masa molecular de ese compuesto.

• Ejemplos • 1 mol H2O = 18.02 g H2O = 6.022x1023 moléculas H2O • 1 mol CO2 = 44.01 g CO2 = 6.022x1023 moléculas CO2 • 1 mol NH3 = 17.03 g NH3 = 6.022x1023 moléculas NH3

Composicion en tanto por ciento • La composición de un compuesto se expresa como compoisicion porcentual en masa, que es el porcentaje en masa de cada elemento presente en un compuesto y se requiere cuando necesitamos la cantidad de un elemento especifico que esta contenida en un compuesto. • Esto se obtiene dividiendo la masa de cada elemento contenida en una mol de compuesto entre la masa molar del compuesto y multiplicando por 100%, siendo esto la composición en tanto por ciento de la especie.

Composición en tanto por ciento • Ejemplo: • Una molécula de dióxido de azufre, SO2, contiene un átomo de azufre y dos de oxígeno. Calcular la composición en tanto por ciento de dicha molécula. • Utilizando unidades de masa atómica: Masa molecular del SO2 = (32,1) + (2 · 16) = 64,1 u. • Porcentaje de azufre en el compuesto:

Determinación de formulas químicas empíricas • Teniendo en cuenta la composición porcentual en masa de cada uno de los elementos del compuesto y con base de 100 gr, se obtiene la cantidad de masa de cada uno de los elementos del compuesto. • A cada masa componente, se le divide entre su peso atómico correspondiente, en gramos , con la finalidad de obtener el numero de átomo-gramo(numero de moles)de cada uno. • A cada uno de los valores átomo-gramo, se le divide por el numero de átomo-gramo mas pequeño, reconociéndose a este valor como subíndices del elemento. • Se procede a escribir la formula empírica del compuesto, escribiendo todos los elementos, componentes del compuesto, con su subíndice correspondiente. • Si alguno de los subíndices de la formula empírica es un numero decimal, deberá a cada uno de estos subíndices, ser multiplicado por un factor de la mínima relación entre los números .

Determinacion de formulas químicas moleculares • Esta determinación de basa en el conocimiento de la formula empírica. Calcular el peso molecular de la formula empírica. • Determinar en peso molecular del compuesto real. • Hallar la relación entre el peso molecular del compuesto real y el peso molecular de la formula empírica. • Se procede a escribir la formula real del compuesto, escribiendo la formula empírica y multiplicar cada uno de los subíndices por el factor de la relacion mencionada en el punto anterior.